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Universidade Federal de Itajubá
Equilíbrio Ácido-Equilíbrio Ácido-BaseBase
Lucas Câmara Faria 15772Mateus Gabriel Santos
15776Engenharia de Controle e
Automação
Prof. Dr. Élcio Rogério Barrak
Universidade Federal de Itajubá
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Ácidos e bases de Arrhenius
• Ácidos
Aumentam a concentração de íons H+
em soluções aquosas;
• Bases
Aumentam a concentração de íons OH-
em soluções aquosas.
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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Ácidos
Podem doar prótons para outra espécie química;
• Bases
Podem receber prótons de outra espécie química.
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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
HCl(g) + H20(l) H3O+(aq) + Cl-
(aq)
NH3(aq) + H20(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
Cuidado com as substâncias anfóteras!
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Ácidos e bases de Brønsted-Lowry
• Pares ácido-base conjugados
HCl(g) + H20(l) H3O+(aq) + Cl-
(aq)
NH3(aq) + H20(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
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Auto-ionização da água
H2O(l) + H2O(l) H30+(aq) + OH-
(aq)
• Produto iônico da água:
Keq = [H3O+][OH-]
Kw = [H3O+][OH-] = 1,0 ∙ 10-14 a 25oC6/22
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Escala de pHpH + pOH = 14
pOH: - log[OH-]
pH: - log[H+]
pH > 7 meio básico
pH < 7 meio ácido
pH = 7 meio neutro
Indicadores ácido-base
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Ácidos fortes
Os ácidos fortes ionizam-se totalmente em soluções aquosas, e os mais comuns são:
- HCl - HClO3
- HBr - HClO4
- HI - H2SO4
- HNO3
Em uma solução aquosa de ácidos fortes, esses são as fontes de íons H+ da solução. 8/22
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Bases fortes
As bases fortes dissociam-se totalmente em soluções aquosas, e as mais comuns são:
- Bases formadas com elementos do grupo IA, e os mais pesados do grupo IIA;
- Óxidos Metálicos
- Hidretos e nitretos
Em uma solução aquosa de bases fortes, quase não são encontradas moléculas da base na solução. 9/22
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Ácidos fracos e constante de dissociaçãoOs ácidos fracos ionizam-se
parcialmente em soluções aquosas;• Constante de dissociação ácida:
HCHO2(aq) H+(aq) + CHO2
-(aq)
][]][[
2
2
HCHOCHOH
K a
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agente
odutoK a RePr
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Ácidos PolipróticosCaracterísticas:
- Tem mais de um hidrogênio ionizável
- Ionização em Etapas:
H2SO3(aq) H+(aq) + HSO3
-(aq) Ka1=1,7 ∙ 10-2
HSO3-(aq) H+
(aq) + SO32-
(aq) Ka2=6,4 ∙ 10-8
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Exercícios1) Um estudante preparou uma solução de 0,10
mol/L de acido fórmico (HCHO2) e mediu o pH da solução a 25oC e obteve 2,38. Calcule Ka para o ácido fórmico nessa temperatura e a porcentagem de ácido ionizado na solução.
2) Sabendo que o Ka do ácido acético (HC2H3O2) é 1,8 ∙ 10-5, calcular o pH de uma solução 0,3 mol/L desse ácido a 25oC
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Bases fracas
• Constante de dissociação básica:
• Tipos de Bases Fracas:
- Bases com grupos amina
- Ânions de ácidos fracos
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agente
odutoKb RePr
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Exercício
Uma solução é preparada pela adição de hipoclorito de sódio (NaClO) sólido em água suficiente para perfazer 2,00 L de solução. Se a solução tem pH = 10,50, qual a quantidade de matéria de NaClO adicionada? Dado: Kb para o ClO-
(aq) é 3,33 ∙ 10-7.
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Relação entre Ka e Kb
À medida que a força de um ácido aumenta, a força da sua base conjugada diminui de modo a satisfazer a expressão:
Ka x Kb = KW
Kw = 1,0 ∙ 10-14 a 25oC
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Relação entre Ka e Kb
NH4+
(aq) NH3(aq) + H+(aq)
NH3(aq) + H2O(l) NH4+
(aq) + OH-(aq)
][]][[
4
3
NH
HNHK a ][
]][[
3
4
NHOHNH
Kb
Somando as equações, obtém-se uma terceira equação, cuja constante de ionização é a multiplicação das constantes de ionização das equações:
Ka x Kb = [H+][OH-] = Kw
pKa + pKb = pKw onde p é o cologaritmo (-log)
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Propriedades ácido-base de soluções salinas
Hidrólise é a reação onde íons reagem com água para formar H+ ou OH- .
Todos os sais são eletrólitos fortes, portanto, dissociam-se ou ionizam-se quase que totalmente.
No caso da liberação de um ânion em solução de sal:
• X- + 1 próton = HX
Se HX for ácido forte, o pH permanece inalterado, caso contrário, o pH aumenta.
Caso ocorra a liberação de cátion com hidrogênios ionizáveis (por ex: NH4
+) o pH diminui.17/22
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Propriedades ácido-base de soluções salinas
Portanto:
- Sais de ácido e base forte, não afetam o pH
- Sais de ácido fraco e base forte, aumentam o pH
- Sais de ácido forte e base fraca, diminuem o pH
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Força do ácido em relação à estrutura química
• Fatores que influem na força do ácido:
Polaridade;
Força de ligação;
Estabilidade da base conjugada;
Ácidos binários: a força de ligação diminui e a acidez aumenta ao descer no grupo da tabela periódica;
Oxiácidos: a força ácida aumenta com o aumento da eletronegatividade do átomo central;
Ácidos carboxílicos: a força do ácido aumenta à medida que o número de átomos eletronegativos no ácido aumenta.
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Ácidos e bases de Lewis
Um ácido de Lewis é uma substância que recebe um par de elétrons, e uma base de Lewis é uma substância que doa um par de elétrons.
Por exemplo:
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• Íons metálicos se comportam como ácidos em soluções aquosas.
• Hidratação é a interação em que um íon metálico atrai os elétrons não-compartilhados da água.
Fe(H2O)63+
(aq) Fe(H2O)5(OH)²+
(aq) + H+ Ka = 2 ∙ 10-8
• O Ka para reações de hidrólise em geral aumenta com o aumento da carga e a diminuição do raio do íon: por exemplo o íon Cu²+
(aq) tem Ka = 1 ∙ 10-8.
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Ácidos e bases de Lewis
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Referência bibliográfica
- Química: A Ciência Central – Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Jr.,Bruce E. Bursten, 2005, 9ª Edição.
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